Presentazione standard di PowerPoint · La_Mole Una mole di acido borico (H 3 BO 3) è costituita...

Docente: Dr. Giorgio Pia

Modulo di Tecnologia dei Materiali

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Calendario

ESAME

FINALE

Modalità Esame

La prima prova consisterà in un test scritto nelquale verrà verificata la conoscenza della materia ela capacità di spiegare il programma svolto alezione.

La seconda prova consisterà in un test scritto nelquale verrà verificata la conoscenza della materia ela capacità di spiegare il programma svolto alezione.

Prima_Prova

Seconda_Prova

Modalità Esame

La prova orale rappresenterà un approfondimentosui concetti base del programma svolto

Prova_Orale

Modalità Esame

Prova_OralePrima_Prova Seconda_Prova

Prima_Prova

Modalità Esame

Prova_Orale

Seconda_Prova

Prova_Scritta

Materiale Didattico

Titolo: Scienza e Tecnologia dei Materiali

Autori: Smith W.E.

Casa editrice: McGraw-Hill

Testo_Consigliato

Materiale Didattico

Titolo: Materiali da costruzione, I e II

Autori: Bertolini

Casa editrice: CittàStudi

Testo_Consigliato

Materiale Didattico

Titolo: I Materiali dell’Edilizia Storica

Autori: Atzeni, Pia, Sanna

Casa editrice: Aracne Editrice

Testo_Consigliato

Materiale Didattico

E’ importante prendere appunti durante le lezioni econsultare le slide proiettate che verranno messe adisposizione sulla pagina web del docente.

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Corso di Tecnologia dei Materiali e Chimica Applicata

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Dopo aver elencato le principali informazioni sulcorso di Tecnologia dei Materiali possiamo iniziare lenostre lezioni.

Vi auguro un buon corso e una serena acquisizionedelle nozioni utili ad una piena comprensione dellaprofessione dell’Architetto.

Buon_Corso

I Materiali… Esempi di classificazioni…

CLASSIFICAZIONE MICROSTRUTTURALE

INTRODUZIONE

Materiali Porosi Materiali Compatti

Materiali Naturali Materiali Artificiali

Derivano da un processo di

formazione dovuto a fenomeni

chimico-fisico-meccanici che

possono essere definiti come

“spontanei” in natura.

La loro formazione richiede un

intervento dell’uomo al fine di

ottenere trasformazioni

microstrutturali che altrimenti

non si verificherebbero

Il processo di formazione determina la presenza di vuoti

che influenzano le diverse proprietà dei materiali.

Abbassamento della resistenza a compressione e del modulo elastico,

penetrazione dell’acqua per capillarità o permeabilità con il suo eventuale

carico di varie specie chimiche in soluzione (sali, gas).

CLASSIFICAZIONE MICROSTRUTTURALE

INTRODUZIONE

Marmi

Graniti

Metalli

Arenarie

Calcari

Malte e Calcestruzzi

Terra

Laterizi

Legno

Corso di Tecnologia dei Materiali

La struttura dell’atomo

La Chimica studia la materia e le sue trasformazioni.La materia è costituita da atomi (uguali o diversi),legati fra loro da forze di legame.

Per atomo si intende la più piccola parte di unelemento che conserva inalterate le caratteristichechimiche di quell’elemento

Base_Chimica

Gli elettroni (-) ruotano attorno al nucleo che ècostituito da protoni (+) e neutroni.

Protoni

Neutroni

Elettrone

Base_Atomo

Le dimensioni del nucleo sono dell’ordine di 10-12 cm.Gli elettroni si trovano ad una distanza che è circa10.000 volte più grande del raggio del nucleo.

Se il nucleo avesse una dimensione di 1 cm, glielettroni si troverebbero ad una distanza di 100 m.

«l’atomo è vuoto!»

Base_Atomo

Ogni elemento è caratterizzato da atomi tutti ugualifra loro.

Il numero atomico (Z) di un elemento indica ilnumero di elettroni (e di protoni) presenti in ciascunatomo.

Base_Atomo

L’atomo di Idrogeno ha un numero atomico pari a 1.quindi ogni atomo di idrogeno conterrà un soloelettrone (ed un solo protone).

Viceversa tutti gli atomi con un solo elettronesaranno atomi di idrogeno.

Atomo_Idrogeno

L’atomo di Argento è caratterizzato da un numeroatomico uguale a 47. Quindi avrà 47 elettroni attornoal nucleo.

Atomo_Argento

L’atomo di Uranio è caratterizzato da un numeroatomico uguale a 92. Quindi avrà 92 elettroniattorno al nucleo.

Atomo_Uranio

Gli elementi vengono presentati nel sistemaperiodico.

La rappresentazione riportata è quella J. Thomsendel 1895: in essa gli elementi sono disposti in ordinedi numero atomico crescente e sistemati in 7 fileorizzontali chiamate periodi.

Tavola_Periodica

Gli elementi vengono presentati nel sistema periodico.

Gli elementi di uno stesso gruppo sonocaratterizzati da una medesima configurazioneelettronica esterna, quindi formano legami con glistessi elementi.

Tavola_Periodica

Gli elementi vengono presentati nel sistemaperiodico.

La rappresentazione riportata è quella J. Thomsendel 1895: in essa gli elementi sono disposti in ordinedi numero atomico crescente e sistemati in 7 fileorizzontali chiamate periodi.

Tavola_Periodica

In valore assoluto la massa degli elementi oscilla tra 10-22 e 10-24 g. Per nonlavorare con numeri così piccoli si è scelto di rapportare le masseassolute ad un valore di riferimento, introducendo il concetto di pesoatomico relativo (pA).

Come riferimentoè stato scelto 1/12 della massa dell’isotopo del 12Cchiamato unità di massa atomica (uma).

Tavola_Periodica

Peso_Atomico

Il peso atomico relativo è dato dalla seguente formula:

pA = mass/1 uma

1 uma = 1,6605389 · 10-24 g

L’isotopo di un elemento chimico è un atomo che possiede stesso numeroatomico, ma differente numero di massa. Ciò è dovuto alla presenza di unnumero differente di neutroni (H_prozio_trizio_deuterio).

Non dimenticare

Il peso molecolare si può definire come la somma dei pesi atomici di tuttigli elementi che costituiscono la molecola, moltiplicati ciascuno per unnumero che rappresenta quante volte l’atomo dell’elemento è presente inquella molecola.

Tavola_Periodica

Peso_Molecolare

Calcolare il peso molecolare dell’acqua H2O sapendo che il pesoatomico di H è 1.008 uma e quello di O è 16 uma

Nel composto H2O sono presenti:

2 atomo di H con massa 1.008 uma

1 atomo di O con massa 12.01 uma

2 X 1.008 + 16 = 18.2 uma

Questo risultato indica che una molecoladell’acqua pesa 18.2 volte il valore dellamassa di una unità di massa atomica (uma).

Il peso molecolare si può definire come la somma dei pesi atomici di tuttigli elementi che costituiscono la molecola, moltiplicati ciascuno per unnumero che rappresenta quante volte l’atomo dell’elemento è presente inquella molecola.

Tavola_Periodica

Peso_Molecolare

Calcolare il peso molecolare del composto CHCl3 (cloroformio) sapendo che ilpeso atomico di H è 1.008 uma, quello di C è 12.01 uma e quello del Cl è35.45 uma.

Nel composto CHCl3 sono presenti:

1 atomo di H con massa 1.008 uma

1 atomo di C con massa 12 uma

3 atomi di Cl con massa 35.45 uma

1.008 + 12.01 + 3 X 35,4 = 119,4 uma

Questo risultato indica che una molecola dicloroformio pesa 119.4 volte il valore dellamassa di una unità di massa atomica (uma).

Calcolare le masse molecolari (in uma) dei seguenticomposti:

a) Diossido di zolfo (SO2)

b) Caffeina (C8H10N4O2)

Tavola_Periodica

Peso_Molecolare




Tavola_Periodica

Peso_Molecolare

In SO2 ci sono:

1 atomo di S con massa 32.07 uma

1 atomo di O con massa 16 uma

32.07 + 2 · 16 = 64.07 uma




Tavola_Periodica

Peso_Molecolare

In C8H10N4O2 ci sono:

8 atomi di C con massa 12.01 uma

10 atomi di H con massa 1.008 uma

4 atomi di N con massa 14.01 uma

2 atomi di O con massa 16 uma

= 194.20 uma

La mole (mol) rappresenta l’unità di misura della quantità di sostanza nelsistema internazionale.

La mole è definita come la quantità in grammi di una determinata sostanzache contiene un numero di particelle uguali al numero degli atomi presentiin 12 g 12C.

Questo numero, chiamato numero di Avogadro (N), è pari a 6.02 · 1023.

Tavola_Periodica

La_Mole

La mole rappresenta quindi la massa in grammi di qualsiasi sostanza checontiene un numero di Avogadro di quelle entità (atomi, ioni, molecole,elettroni) di cui è formata la sostanza in questione.

Tavola_Periodica

La_Mole

Una mole di elettroni è quella quantità in grammi che contiene

6.02 · 1023 elettroni

Tavola_Periodica

La_Mole

Esempio

Tavola_Periodica

La_MolePer gli atomi o per le molecole, la mole rappresenta il peso atomico oil peso molecolare espresso in grammi.

La massa della mole viene chiamata massa molare (mM)e la sua unità di misura è: g · mol-1.

Una mole di uma pesa esattamente 1 g e contiene 6.02 · 1023 atomi,pertanto un atomo da 1 uma peserà

(1 g · mol-1 )/ 6.02 · 1023 atomi = 1.66 · 10-24 g/atomo

Una molecola di sodio (Na), il cui atomo è costituito da 23 uma, avrà una massamolare pari a:

(23)·(1.66 · 10-24 g/atomo)·(6.02 · 1023 atomi )= 23 g · mol-1

essendo

(1.66 · 10-24 g/atomo)≈(6.02 · 1023 atomi )

Esempio

Tavola_Periodica

La_Mole

Una mole di acido borico (H3BO3) è costituita da:

3 moli di idrogeno,

1 mole di atomi di boro

3 moli di atomi di ossigeno.

Calcolare il peso molecolare e la sua massa molare.

Poiché il peso molecolare dell’acido borico è 61.8 uma, lasua massa molare sarà uguale a 61.8 g · mol-1.

Esempio

Per gli atomi o per le molecole, la mole rappresenta il peso atomico oil peso molecolare espresso in grammi.

La massa della mole viene chiamata massa molare (mM)e la sua unità di misura è: g · mol-1.

Tavola_Periodica

La_Mole

Un campione di CO2 pesa 10.0 g, calcolare:

a) le moli di CO2, le moli di C e le moli di atomi di ossigeno;

b) il numero di molecole di CO2, di atomi di C e di atomi di ossigeno.

Esercizio

Tavola_Periodica

La_Mole

La prima cosa da fare è calcolare il peso molecolare di CO2.

Prendiamo la tavola periodica e cerchiamo i due elementi chimici.

Svolgimento esercizio

Un campione di CO2 pesa 10.0 g. calcolare:



Esercizio

Tavola_Periodica

La_Mole

Il peso molecolare di CO2 è: 12+ 2·16 = 44

Quindi una mole pesa 44 g.

Avendo il nostro campione un peso di 10.0 g, per conoscere il numero dimoli di CO2 (x) impostiamo la seguente proporzione:

1.0 mole : 44 g = x : 10 g

il numero di moli di CO2 (x) in 10 g di campione è:

0.23 mol

Tenendo conto che nella molecola di conoscere CO2 il rapporto tra glielementi che costituiscono questa molecola,

Le moli di C sono uguali alle moli di CO2 =0.23

Le moli di O2 sono uguali a due volte le moli di CO2 =0.46





Esercizio

Tavola_Periodica

La_Mole

Per ottenere il numero di molecole di CO2 si moltiplicano le moli per ilnumero di Avogadro

(0.23 mol) · (6.02 · 1023 molecole/mol) = 1.4 · 1023 molecole

Analogamente, moltiplicando il numero di moli di atomi di carbonio e diossigeno per il numero di Avogadro, si ottiene il numero degli atomi dicarbonio ed ossigeno contenuti in 10 g di CO2 :

Atomi di C = (0.23) · (6.02 · 1023 atomi/mol) = 1.4 · 1023 atomi

Atomi di O = (0.46) · (6.02 · 1023 atomi/mol) = 2.8 · 1023 atomi





Esercizio

“La capacità di rimanere concentrati su contenutiche ci vengono veicolati e che richiedono uno sforzomentale costante, focalizzato su un obiettivo è notacome attenzione sostenuta. Nel caso degli studenti inaula c’è chi cerca di memorizzare subito la lezione echi, invece, attraverso una propria chiaveinterpretativa traduce i contenuti in appunti perdelegare la memorizzazione a una fase successiva”.

Una piccola_Pausa

1. Pensare che quanto si studia non serve e non interessa;

2. Pensare che l’importante è perdere meno tempo possibile con lo studio della materia;

3. Dare poca importanza al proprio benessere psicofisico;

4. Non pianificare i propri tempi di studio pensando al tanto tempo a disposizione;

5. Ritenere superflue le strategie di studio e di memoria;

6. Studiare in presenza di fonti di distrazione;

7. Pensare che tutto il materiale di studio abbia la stessa importanza;

8. Continuare a studiare anche se la mente ormai è da un’altra parte;

9. Ripetersi ossessivamente la materia, anche dopo aver verificato che essa èsostanzialmente conosciuta;

10. Assumere un atteggiamento passivo e abitudinario verso i compiti di apprendimento.

Studenti_Cattive abitudini

Tavola_Periodica

La_Mole

Il metano (CH4) è il principale componente del gas naturale.

Quante moli di metano sono contenute in 6.07 g di CH4?

Esercizio

La prima cosa da fare è calcolare il peso molecolare di CH4.

Prendiamo la tavola periodica e cerchiamo i due elementi chimici.

Tavola_Periodica

La_Mole




Esercizio

Il peso molecolare di CH4 è: 12+ 4 · 1.0079 = 16.04

Quindi una mole pesa 16.04 g.

Avendo il nostro campione un peso di 6.07 g, per conoscere il numero dimoli di CH4 (x) impostiamo la seguente proporzione:

1.0 mole : 16.04 g = x : 6.07 g

il numero di moli di CH4 (x) in 6.07 g di campione è:

0.378 mol

Tavola_Periodica

La_Mole

Svolgimento esercizioEsercizio



Tavola_Periodica

La_Mole

L’urea (NH2)2CO è utilizzata come fertilizzante nel settore agricolo e nellamanifattura di polimeri.

Quanti atomi di idrogeno sono presenti in 25.6 g di urea?

Esercizio

Tavola_Periodica

La_Mole



Esercizio

Il peso molecolare di (NH2)2CO è: 2 · (14+ 2 · 1.0079) + 12.01 + 16 = 60.06

Quindi una mole pesa 60.06 g.

Grammi urea → moli urea → moli di H → atomi di H

Avendo il nostro campione un peso di 25.6 g, per conoscere il numero dimoli di (NH2)2CO (x) impostiamo la seguente proporzione:

1.0 mole : 60.06 g = x : 25.6 g

il numero di moli di (NH2)2CO (x) in 25.6 g di campione è:

0.43 mol


Tavola_Periodica

La_Mole



Esercizio

Il numero delle moli di idrogeno è:

4 · 0.43 = 1.70 mol

Il numero di atomi è dato dal prodotto tra le moli e il numero di Avogadro

1.70 mol · 6.022 · 1023 atomi /mole=

=1.03 · 1024 atomi


Tavola_Periodica

Tavola_Periodica

Metalli

Tavola_Periodica

Non Metalli

Tavola_Periodica

I Periodo - Piccolissimo periodo

Contiene solo due elementi:

Idrogeno e Elio

Tavola_Periodica

II Periodo – Primo periodo corto

Contiene otto elementi:

Litio, Berillio, Boro, Carbonio, Azoto, Ossigeno, Carbonio, Fluoro, Neon

Tavola_Periodica

III Periodo – Secondo periodo corto

Contiene otto elementi:

Sodio, Magnesio, Alluminio Silicio, Fosforo, Zolfo, Cloro, Argon

Tavola_Periodica

IV Periodo – Primo periodo lungo

Contiene diciotto elementi:

Potassio, Calcio, Scandio, Titanio, Vanadio, Cromo, Manganese, Ferro, Cobalto, Nichel, Rame, Zinco, Gallio,

Germanio, Arsenico, Selenio, Bromo, Kripton

Tavola_Periodica

V Periodo – Secondo periodo lungo

Contiene diciotto elementi:

Rubidio, Stronzio, Ittrio, zirconio, Niobio, Molibdeno, Tecnezio, Rutenio,

Rodio, Palladio, Argento, Cadmio, Indio, Stagno, Antimonio, Tellurio,

Iodio, Xeno.

Tavola_Periodica

VI Periodo – Primo periodo molto lungo

Contiene trentadue elementi:

Cesio, Bario, Lantanio, *Cerio, Praseodimio, Neodimio, Promezio,

Samario, Europio, Gadolinio, Terbio, Dsprosio, Olmio, Erbio, Tulio, Itterbio,

Lutezio* Afnio, Tantalio, Tungsteno, Renio, Osmio, Iridio, Platino, Oro,

Mercurio, Tallio, Piombo, Bismuto, Polonio, Astato, Radon.

Tavola_Periodica

VII Periodo – Secondo periodo molto lungo

Contiene Ventisei elementi:

Francio, Radio, Attinio, ** Torio, Protoattinio, Uranio, Nettunio, Plutonio, Americio, Curio,

Berkelio, Californio, Einstenio, Fermio, Mendelevio, Nobelio, Laurenzio**Rutherffordio,

Dubnio, Seaborgio, Bohrio, Hassio, Meitnerio, Darmstadtio, Roentgenio, Copernicio,

Nihonium, Flerovio, Moscovium, Livermorio, Tennessine, Oganessian

La caratteristica fondamentale della tavola periodicaè la sistemazione degli elementi in modo tale chequelli con proprietà chimiche e fisiche simili sitrovano in colonne verticali dette gruppi.

Gli elementi appartenenti allo stesso gruppopossiedo il medesimo numero di elettroni esterni.

Tavola_Periodica

Gli elettroni ruotano intorno al nucleo su livelli conenergia progressivamente crescente passando daquelli più interni (più vicini al nucleo, a quelli piùlontani dal nucleo).

Su ciascun livello possiamo trovare uno o più tipi diorbitali.

Gli orbitali possono essere di tipo s, p, d,f

Livelli_Energia

1. Pensare che quanto si studia non serve e non interessa;

2. Pensare che l’importante è perdere meno tempo possibile con lo studio della materia;

3. Dare poca importanza al proprio benessere psicofisico;

4. Non pianificare i propri tempi di studio pensando al tanto tempo a disposizione;

5. Ritenere superflue le strategie di studio e di memoria;

6. Studiare in presenza di fonti di distrazione;

7. Pensare che tutto il materiale di studio abbia la stessa importanza;

8. Continuare a studiare anche se la mente ormai è da un’altra parte;

9. Ripetersi ossessivamente la materia, anche dopo aver verificato che essa èsostanzialmente conosciuta;

10. Assumere un atteggiamento passivo e abitudinario verso i compiti di apprendimento.

Studenti_Cattive abitudini


Il legame Chimico

Legame_Chimico

Classificazione dei legami:

Primari

Covalente

Dativo

Ionico

Metallico

Secondari

Idrogeno

Forze di Van der Waals

L’energia di legame di una generica molecola biatomica AB, è definita comel’energia necessaria per rompere il legame formando due atomi neutrisecondo la reazione:

Legame_Chimico

La natura dei legami chimici può essere spiegata ricordando che in naturaun processo avviene spontaneamente quando viene raggiunto un valore dienergia più basso di quello di partenza.

Due o più atomi si legano tra loro quando l’aggregato che si forma ha uncontenuto energetico minore di quello dell’insieme dei singoli atomi isolati.

Energia di legame_Idrogeno

Questo significa che, per spezzare i legami presenti in una sostanza eportare gli atomi a distanza infinita, occorrerà spendere una determinataquantità di energia.

AB→ A + B

L’energia di legame di una generica molecola biatomica AB, è definita comel’energia necessaria per rompere il legame formando due atomi neutrisecondo la reazione:

Legame_Chimico

Energia di legame_Idrogeno

Questo significa che, per spezzare i legami presenti in una sostanza eportare gli atomi a distanza infinita, occorrerà spendere una determinataquantità di energia.

AB→ A + B

Tutti i gas nobili, ad eccezione dell’elio, presentano configurazionielettroniche caratterizzate dalla presenza di otto elettroni nel livelloenergetico più esterno.

Legame_Chimico

Gli atomi più stabili sono quello dei gas nobili che possiedono elevatissimivalori dell’energia di ionizzazione. In condizioni normali di temperatura epressione questi elementi esistono come gas monoatomici.

La formazione di un legame chimico può essere giustificata tramite laREGOLA dell’OTTETTO, che presuppone, ove possibile, il raggiungimento diuna configurazione elettronica esterna simile a quella dei gas inerti.

Questa configurazione può essere ottenuta tramite trasferimento ocompartecipazione di elettroni tra due o più atomi.

Nel primo caso si ha formazione di un legame ionico, nel secondo di unlegame covalente.

ns2 np6

Il legame Covalente

Legame_Chimico

Il legame covalente avviene tra atomi uguali o differenti che mettono in

comune una o più coppie di elettroni.

Atomi uguali_legame covalente omeopolare

Atomi differenti_legame covalente eteropolare

Legame_Chimico

Per descrivere la formazione di un legame è utile impiegare larappresentazione di Lewis nella quale il nucleo e gli elettroni più internisono rappresentati dal simbolo dell’elemento, mentre gli elettroni esternisono rappresentati da dei puntini

Legame_Chimico


H + H H H

Cl + Cl Cl Cl

Idrogeno 1s1Z = 1

Z = 17Cloro Ne + 3s2 + 3p5

Z = 8Ossigeno 1s2 2s2 + 2p4 O + O O O

N + N N NAzoto 1s2 2s2 + 2p3Z = 8

Legame_Chimico

Legame_Chimico


Ibridizzazione sp3

Z = 6

1s2

Carbonio

2s2

2p2

Il carbonio, nel suo stato fondamentale, ha la struttura elettronica esterna2s2 2p2.

Questa configurazione dovrebbe dare origine a due legami covalenti. Inrealtà, tranne in poche eccezioni, il carbonio si comporta datetracovalente (quattro legami covalenti).

Per capire questo fenomeno bisogna immaginare che, data la piccoladifferenza di energia tra gli orbitali 2s e gli orbitali 2p un orbitale 2s venga«promosso» nell’orbitale 2p.

Legame_Chimico


Ibridizzazione sp3

Z = 6

1s2

Carbonio

2s2

2p2

Z = 6

1s2

Carbonio

sp3

Ibridizzazione sp3

Il processo di eccitazione dell’atomo di Carbonio fino allo stato ibridizzatorichiede una certa energia di ibridizzazione.

I nuovi orbitali vengono chiamati sp3

Legame_Chimico


Ibridizzazione sp3

Z = 6

1s2

Carbonio

Ibridizzazione sp3

Gli orbitali sp3 sono orientati nello spazio in modo tale che i loro assiformano angoli di 109° 28’

Forma di un orbitale sp3

Orbitali ibridi sp3

sp3

Legame_Chimico


Struttura_Diamante

Legame_Chimico

Atomi differenti_legame covalente omeopolare

Ibridizzazione sp2

Nell’ibridizzazione sp2 vengono ibridati l’orbitale 2s e solo due orbitali 2p,in modo da formare tre orbitali ibridi equivalenti che hanno un maggiorcontenuto energetico rispetto a quelli presenti allo stato fondamentale.

La geometria quindi è planare- triangolare. L’orbitale 2p che non partecipaall’ibridazione è disposto in maniera perpendicolare al piano sul qualegiacciono gli orbitali ibridi.

Supponendo che l’orbitale che non ha partecipato all’ibridazione è 2py.

Pertanto, i tre orbitali ibridi complanari formano legami sigma con angoli

di 120°, mentre l’orbitale 2py non ibridato forma il legame π con un orbitale

2py di un altro atomo di carbonio.

La_Grafite

Legame_Chimico


H + Cl H Cl

Idrogeno 1s1Z = 1

Z = 17Cloro Ne + 3s2 + 3p5

Legame_Chimico


Metano

Ibridizzazione sp3

Gli orbitali sp3 sono orientati nello spazio in modo tale che i loro assiformano angoli di 109° 28’

Legame_Chimico


Molecola_Ammoniaca

Ibridizzazione sp3

Il fenomeno dell'ibridazione può avvenire anche quando il numero deilegami coincide con quello degli elettroni non appaiati, presenti nellaconfigurazione elettronica dell'atomo nel suo stato fondamentale.

Z = 7

1s2

Azoto

2s2

2p3

1s2

2sp3Z = 7Azoto

Ne è prova quanto accade nel caso dell'ammoniaca. L'atomo di azoto presenta la

configurazione 1s2 2s2 2p3 con tre elettroni 2p non appaiati e ci si aspetterebbe

perciò che essi venissero utilizzati, così come sono, per la formazione dei legami

con i tre atomi di idrogeno.

Legame_Chimico


Molecola_Ammoniaca

Ibridizzazione sp3

Si deve così ammettere la formazione nell'azoto di quattro orbitali ibridiequivalenti sp3, di cui tre sono utilizzati per i legami con l'idrogeno e unoospita il doppietto elettronico dell'azoto.

La presenza di questa coppia di elettroni che non partecipa alla formazione

di legami dà origine ad una certa distorsione, per cui l'angolo fra i legami

N—H risulta un po' diverso dal valore tipico del tetraedro.

Se così fossegli assi dei tre orbitali px, py e pz sono perpendicolari fra loro, gli

angoli formati fra i legami N—H dovrebbero essere pari o assai prossimi a 90°.

Essi risultano invece di 107° valore poco distante da quello esistente fra le

congiungenti il centro con i vertici di un tetraedro.

Legame_Chimico


Molecola_Ammoniaca

Ibridizzazione sp3

La presenza di questa coppia di elettroni che non partecipa alla formazione

di legami dà origine ad una certa distorsione, per cui l'angolo fra i legami

N—H risulta un po' diverso dal valore tipico del tetraedro.

Legame_Chimico


Molecola_Acqua

Idrogeno 1s1Z = 1

La molecola dell’acqua è costituita da due atomi di idrogeno e uno di

ossigeno, H2O.

Z = 8

1s2

Ossigeno 2s2

2p4

Legame_Chimico


Molecola_Acqua

Ibridizzazione sp3

Anche la geometria della molecola dell’acqua, H2O, può essere spiegata con

l’ibridizzazione sp3 dell’atomo di ossigeno. In questa molecola due orbitali

sp3 sono occupati ciascuno da un doppietto di elettroni.

Z = 8

1s2

Ossigeno 2s2

2p4

Z = 8

1s2

Ossigeno

2sp3

La presenza di die doppietti causa una repulsione maggiore rispetto alla

molecola di ammoniaca e l’angolo di legame risulta ancora più piccolo, 104.45°.

Nella molecola dell’etilene è presente un doppio legame C = C. ogni atomodi carbonio impiega solo due dei tre orbitali p per formare tre orbitaliibridi sp2 che danno luogo a tre legami di tipo .

Nell’ibridizzazione sp2 vengono ibridati l’orbitale 2s e solo due orbitali 2p,in modo da formare tre orbitali ibridi equivalenti.

Legame_Chimico

Molecola_Etilene

Supponendo che le direzioni degli orbitali ibridi si trovano sul piano xy,la loro posizione è tale da formare un angolo di 120°.

Gli orbitali, rimasti inalterati, che si trovano perpendicolari al piano xy,si sovrapporranno lateralmente dando luogo ad un legame di tipo π.

Non dimenticare

Nella molecola dell’etilene è presente un doppio legame C = C.

Legame_Chimico

Molecola_Etilene

Nel processo di polimerizzazione il doppio legame π viene spezzato e siavvia una reazione a catena che porta alla formazione del polietilene.

La formazione di un legame covalente comporta la condivisione di unacoppia di elettroni da parte di due atomi.

Se gli atomi sono uguali, il baricentro delle cariche positive dei due nucleicoincide con il baricentro delle cariche negative e si trova tra i due atomi.

Legame_Chimico

Polarità_Legami

Legame apolare

Il centro delle cariche positive e negative coincide


Se gli atomi sono diversi, il baricentro delle cariche negative risulteràspostato verso l’atomo che manifesta una maggiore attrazione verso glielettroni.

Legame_Chimico

Polarità_Legami

Legame polare


Legame_Chimico

Polarità_Legami

L’elettronegatività è la tendenza di un atomo in una molecola ad attrarreverso di sé gli elettroni di legame.

L’elettronegatività dipende dalla configurazione elettronica dell’elementoconsiderato e dalle sue dimensioni atomiche.

Maggiore è la densità elettronica di un atomo, carica negativa per unità divolume, più alta risulta la sua elettronegatività.

Legame_Chimico

Base_Elettronegatività

1. SVEGLIARSI PRESTO LA MATTINA: se una giornata per uno studentecomincia alle 10 o alle 11 del mattino, rendere lo studio produttivo èdavvero complesso non avendo a disposizione la parte della giornata incui l’apprendimento e la concentrazione sono senza dubbio più elevate.

2. STUDIARE CON COSTANZA: evitate (se non per materieoggettivamente semplici) di aprire il libro 3 settimane prima estudiando dalle 8 di mattina a mezzanotte. Questo comporterà stressper voi ed anche un minore rendimento. Aprite le materie per tempo ededicate allo studio le ore che quotidianamente potete dedicargli:quando 4, quando 6, quando 2 e così compatibilmente con i vostriimpegni. Ricordatevi che nello studio così come in tutti gli impegni dellavita la costanza è senza dubbio una delle qualità più importanti. Avràmolto più successo uno studente che avrà studiato poco per tanti giorniche uno che studia tantissimo in pochi giorni

Studenti_Buone abitudini


Il legame Covalente Dativo

Legame_Chimico

Classificazione dei legami:

Primari

Covalente

Dativo

Ionico

Metallico

Secondari

Idrogeno

Forze di Van der Waals

Legame_Chimico

Legame Covalente_Dativo

In alcuni casi la coppia di elettroni condivisa tra due atomi viene messa a

disposizione da un solo atomo chiamato donatore. L’atomo che invece non

mette a disposizione alcun elettrone viene chiamato accettore.

L’atomo accettore deve avere un orbitale vuoto nel quale accogliere la

coppia di elettroni provenienti dall’atomo donatore.

Questo tipo di legame, detto legame covalente dativo, una volta formatosi

non è distinguibile da un normale legame covalente.

Acido nitroso

Nell’acido nitroso non abbiamo legame dativo

Z = 8Ossigeno

2s2

2p4

Z = 7

1s2

Azoto

2s2

2p3

2s2

2p4

1s2

Acido nitricoLegame_Chimico


Z = 8Ossigeno

2s2

2p4

Z = 7

1s2

Azoto

2s2

2p3

2s2

2p4

1s2

2s2

2p4

1s2

Una volta che i legami si sono formati, pero' non e' piu' possibile distinguere qualisiano singoli e quale sia doppio: gli atomi dell'azoto e dell'ossigeno si dispongono adistanze ed in posizioni intermedie tra quelle del legame semplice e quelle dellegame doppio e gli elettroni dell'orbitale π (ma non quelli degli orbitali σ) simuovono tra N e i tre O. Una situazione di questo genere viene definitadi delocalizzazione dell'orbitale π.

Non dimenticare

Legame_Chimico


Legame_Chimico









Legame_Chimico









POOO

HHH

Acido fosforoso H3PO3

POOO

HHH

Acido fosforico H3PO4 O

P

Legame_Chimico









POHH

HAcido ipofosforoso H3PO2

O

O HAcido fosforico (meta) HPO4 O


Il legame Ionico

Na

Legame_Chimico

Legame_Ionico

Il legame ionico è un tipo di legame che si realizza per trasferimento di uno

o più elettroni da un atomo ad un altro con formazione di ioni di segno

opposto.

Tra questi ioni si stabiliscono delle forti interazioni di natura elettrostatica

che portano alla formazione di aggregati solidi di struttura ordinata.

Cl

Na+

Legame_Chimico

Legame_Ionico



opposto.



Cl-

Legame_Chimico

Legame_Ionico



opposto.



Legame_Chimico

Solido_Ionico



opposto.



Legame_Chimico

Solido_Ionico

• I legami ionici sono non direzionali

• Le disposizioni geometriche sono presenti nei solidi per mantenere la neutralità di carica.

➢Esempio: in NaCl, sei ioni Cl- si impacchettano attorno allo ione centrale Na+

• Quando il rapporto tra raggio catione e raggio anione diminuisce, meno anioni circondano il catione centrale.

Impacchettamento ionico

in NaCl e CsCl

Legame_Chimico

Solido_Ionico

In un solido ionico, non è possibile individuare delle molecole discrete

poiché un cristallo del composto è costituito da un numero elevatissimo di

ioni.

Per i composti ionici la formula non indica il numero di atomi presenti nella

singola molecola, ma semplicemente il rapporto quantitativo tra gli ioni di

segno opposto presenti nel cristallo.

Nel cloruro di sodio, la formula NaCl indica che esistono soltanto ioni

Nel rapporto 1 : 1

Nel cloruro di magnesio, la formula MgCl2 indica che esistono soltanto ioni

Nel rapporto 1 : 2

Na+ Cl-

Mg2+ Cl-

Il numero di elettroni che un atomo cede o acquista nella formazione di uncomposto prende il nome di valenza ionica o elettrovalenzadell’elemento.

La carica che può assumere lo ione dell’elemento dipende dalla suaposizione nel sistema periodico: per gli elementi rappresentativi lacarica del catione coincide con il numero degli elettroni di valenza,mentre la carica dell’anione corrisponde al numero degli elettroninecessari per completare l’ottetto.

Non dimenticare

Legame_Chimico

Solido_Ionico

• Le energie di reticolo e i punti di fusione dei solidi legati ionicamentesono alti.

• L’energia di reticolo diminuisce all’aumentare della dimensione delloione (distanza elettroni nuclei)

• Elettroni di legame multiplo aumentano l’energia di reticolo.

➢ Esempio:

NaCl Energia di reticolo = 766 KJ/mol

Punto di fusione = 801°C

CsCl Energia di reticolo = 649 KJ/mol


BaO Energia di reticolo = 3127 KJ/mol


Legame_Chimico

Solido_Ionico

I solidi ionici sono duri, rigidi, resistenti e fragile

Eccellenti isolanti


Il legame Metallico

Legame_Chimico

Legame_Metallico

• Gli atomi nei metalli sono strettamente impacchettati in unastruttura cristallina

• Gli elettroni di valenza legati debolmente sono attratti verso ilnucleo di altri atomi

• Gli elettroni si disperdono tra gli atomi formando una nubeelettronica

• Questi elettroni liberi sono

la ragione della conducibilità

elettrica e della duttilità

• Poichè gli elettroni più esterni

sono condivisi con altri atomi,

i legami metallici sono

non-direzionali

Ione positivo

Nube carica di elettroni di valenza

Legame_Chimico

Legame_Metallico

• L’energia complessiva dei singoli atomi è minore per i legami metallici.

• L’energia minima tra gli atomi si ha alla distanza di equilibrio a0.

• Minore è il numero di elettroni di valenza coinvolto, più il legame è metallico.

➢ Esempio: Na Energia di legame = 108 KJ/mol

Temperatura di fusione = 97.7°C

• Maggiore è il numero di elettroni di valenza coinvolto, maggiore è l’energia di legame.

➢ Esempio: Ca Energia di legame = 177 KJ/mol

Temperatura di fusione = 851°C

Legame_Chimico

Legame_Metallico

• Le energie di legame e il punto di fusione dei metalli variano molto a seconda del numero di elettroni di valenzae la percentuale di legame metallico

Legame_Chimico

Legame_Metallico

• I metalli puri sono significativamente più malleabili dei materiali ionici o covalenti.

• La resistenza meccanica di un metallo puro può essere significativamente aumentata mediante formazione di lega.

• I metalli puri sono eccellenti conduttori di calore e di elettricità.

I legami secondari sono dovuti all’attrazione di dipoli elettrici in atomi o molecole.

I dipoli si formano quando esistono centri di carica negativa e positiva.

Ci sono due tipi di legami permanente e fluttuante.

-q

Momento di dipolo = μ =q·d

q = Carica elettrica

d = Distanza di separazione

+q

d

Legame_Chimico

Legami_Secondari

• Deboli legami secondari in gas nobili.

• I dipoli sono formati dalla distribuzione asimmetrica degli elettroni di carica.

• La nube elettronica cambia carica nel tempo.

Distribuzione

simmetrica

di carica elettronica

Distribuzione

asimmetrica

(cambia nel tempo)

Legame_Chimico

Legame_Dipoli Fluttuanti

• I dipoli che non fluttuano con il tempo sono detti dipoli permanenti.

➢ Esempi:

Disposizione

simmetrica

di 4 legami C-HCH4

Nessun momento

di dipolo

CH3Cl

Disposizione

tetraedrica

asimmetrica

Creazione

di dipoli

Legame_Chimico

Legame_Dipoli Permanenti

• I legami idrogeno sono interazioni dipolo-dipolo tra legami polari che contengono un atomo di idrogeno.

➢ Esempio:

❖ In acqua, il dipolo è dovuto alla disposizione asimmetrica degli atomi di idrogeno.

❖ Attrazione tra poli positivi dell’ossigeno e poli negativi dell’idrogeno.

105°O

H

H

Legame

Idrogeno

Temperatura di ebollizione alta

grazie a questo tipo di legame

Legame_Chimico

Legame_Idrogeno

Legame_Chimico

Legame_Idrogeno

Si stabilisce fra molecole polari nelle quali l’idrogeno è legato adatomi fortemente elettronegativi (es. ossigeno, fluoro, etc.)

Le piccole dimensioni dell’atomo di idrogeno, su cui è concentrata lacarica positiva del dipolo, fanno si che si crei un forte campoelettrico che è all’origine delle interazioni fra le diverse molecole(ad esempio molecole di acqua).

105°O

H

H

Legame

Idrogeno

Legame_Chimico

Legame_Idrogeno

Gli atomi di idrogeno di una molecola di acqua, interagiranno,attraverso forze di natura elettrostatica, con gli atomi di ossigenodi molecole adiacenti. Nell’acqua liquida queste interazionicoinvolgono migliaia di molecole che rappresentano delle «isole»affiancate le une alle altre, con un grado di ordine nonparticolarmente elevato, tipico delle sostanze liquide.

Queste interazioni, seppur non paragonabili a quelle di legamiprimari (come il legame ionico), condizionano alcune importantiproprietà dell’acqua come il punto di fusione ed il punto diebollizione.

Nel passaggio dall’acqua liquida al ghiaccio, il grado di ordineaumenta e ciascuna molecola sarà circondata da altre quattromolecole distribuite in maniera perfettamente simmetrica intornoalla prima e così via.

La struttura risultante sarà quella tetraedrica

Approfondire

Prima di una lezione, consulta il materiale del corso ecerca di anticipare i punti principali che il professoretratterà durante la lezione, così potrai comprenderemeglio.

Pause dallo studio

Le pause dallo studio sono essenziali per dare il giustoriposo al tuo cervello durante lo studio. Camminare perqualche minuto se sei rimasto seduto per ore, non puòche fare bene al tuo cervello.

Studenti_Buone abitudini

I MaterialiStrutture Cristalline

Reticoli spaziali e celle unitarie

• Gli atomi, disposti in configurazioni ripetitive 3D, con ordine a lungo raggio (LRO),

danno luogo alla struttura cristallina

• Le proprietà dei solidi dipendono dalla struttura cristallina e dalla forza di legame

• Una rete immaginaria di linee, con atomi all’intersezione delle linee, che rappresentano

la disposizione degli atomi, è detto reticolo spaziale

Reticoli di BravaisRaggruppamenti cristallini

Solo sette diversi tipi di celle unitarie sono necessarie per formare tutti i reticoli

In accordo con Bravais (1811-1863),

14 celle unitarie possono descrivere tutte le possibili reti di reticolo cristallino

I quattro tipi fondamentali di celle unitarie sono:

semplice ; a corpo centrato; a facce centrate; a basi centrate.

• Cella unitaria cubica

➢ a = b = c

➢ α = β = γ = 900

• Tetragonale

➢ a =b ≠ c

➢ α = β = γ = 900

• Ortorombica

➢ a ≠ b ≠ c

➢ α = β = γ = 900

• Romboedrica

➢ a =b = c

➢ α = β = γ ≠ 900

• Esagonale

➢ a ≠ b ≠ c

➢ α = β = γ = 900

• Monoclina

➢ a ≠ b ≠ c

➢ α = β = γ = 900

• Triclina

➢ a ≠ b ≠ c

α = β = γ = 90

Reticoli di Bravais

• Raggruppamenti cristallini

Reticoli di BravaisCelle principali

Cubica a Corpo Centrato (CCC)

Cubica a a facce centrate (CFC)

Esagonale Compatta (EC)

90% dei metalli hanno struttura cristallina Cubica a Corpo

Centrato, Cubica a Facce Centrate o Esagonale Compatta.

La struttura EC è la versione più densa della semplice struttura

cristallina esagonale.

Tanto più gli atomi si avvicinano legandosi saldamente

insieme, tanto più viene rilasciata energia, dando luogo

ad una situazione di livello energetico più basso e

quindi più stabile.

Reticoli di BravaisCella Cubica a Corpo Centrato

Esempi : Cromo (a = 0.289 nm); Ferro (a = 0.287 nm); Sodio (a = 0.429 nm)

Rappresentata da un atomo ad ogni spigolo di un cubo ed uno

al centro del cubo…

…Ogni atomo ha 8 atomi vicini

Quindi, il numero di coordinazione è 8

Presentazione standard di PowerPoint · La_Mole Una mole di acido borico (H 3 BO 3) è costituita...

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